Какой элемент обладает только окислительными свойствами
Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.
5KCl+5O3+6P0 = 5KCl-1+3P2+5O5
В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:
- P0-5e- → P+5, фосфор (P0) является восстановителем, окисляясь до P+5 (степень окисления фосфора повышается на 5 единиц от 0 до +5).
- Cl+5+6e- → Cl-1, хлор (Cl+5) является окислителем, восстанавливаясь до Cl-1 (степень окисления хлора понижается на 6 единиц – от +5 до -1).
В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:
- В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева-направо) нарастают окислительные свойства и убывают восстановительные – натрий самый сильный восстановитель в третьем периоде, а хлор – самый сильный окислитель.
- В главных подгруппах, в пределах одной главной подгруппы с повышением порядкового номера (по направлению сверху-вниз) нарастают восстановительные свойства элементов и убывают окислительные – в VIIа группе фтор является сильным окислителем, а астат в некоторых соединениях проявляет восстановительные свойства.
На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).
С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.
- Элементарные катионы металлов (Na+, Cu2+, Ca2+) являются окислителями и не проявляют восстановительных свойств, окислительные свойства снижаются по мере роста активности металла.
- Ионы металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять, как восстановительные, так и окислительные свойства (Fe2+ – восстановитель; Fe3+ – окислитель).
- Элементарные анионы (Cl-, Br-, I-) являются восстановителями.
- Сложные ионы являются окислителями, если содержат атомы элементов с высокой степенью окисления (Cr2O72-, ClO3-,NO3-), при этом окислительные свойства обусловлены всем анионом, но не конкретным атомом, имеющим высокую степень окисления.
А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?
При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в максимальной степени окисления – такое вещество может быть только окислителем, например перманганат калия, в котором марганец имеет максимальную степень окисления, т.е., может только принимать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в низшей степени окисления – такое вещество может быть только восстановителем, например, сульфат марганца (II), в котором марганец имеет низшую степень окисления, т.е., может только отдавать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в промежуточной степени окисления, – такое вещество может быть как окислителем, так и восстановителем – все зависит от других реагирующих веществ и условий протекания реакции.
Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.
Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:
2SO2+O2 = 2SO3
2CO+SO2 = S+2SO2
Пероксид водорода H2O2, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.
Сернистая кислота в реакции с сероводородом играет роль окислителя, поскольку в молекуле H2S сера имеет степень окисления -2:
H2S+4O3+2H2S-2 = 3S0+3H2O
В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:
2H2S+4O3+O20 = 2H2SO4
Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:
- I2+5H2O2 → 2HIO3+4H2O – при pH=1 пероксид водорода является окислителем;
- 2HIO3+5H2O2 → I2+6H2O+5O2 – при pH=2 пероксид водорода является восстановителем.
Оксид марганца (IV) является окислителем только в кислотной среде:
MnO2+4H++2e- → Mn2++2H2O
Перманганат калия KMnO4 является окислителем в любой среде:
- кислая среда: MnO4-+8H++5e- → Mn2++4H2O
- щелочная среда: MnO4-+1e- → MnO42-
- нейтральная среда: MnO4-+2H2O+3e- → MnO2+4OH-
См. далее:
- Типичные восстановители
- Типичные окислители
Окислители и восстановители любят “свою” среду – в кислотной среде сила окислителей увеличивается, а в щелочной – увеличивается сила восстановителей.
См. далее Элементы-восстановители
Источник
Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.
В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.
- Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.
Распространённые окислители и их продукты[править | править код]
| Окислитель | Полуреакции | Продукт | Стандартный потенциал, В |
|---|---|---|---|
| O2кислород | Разные, включая оксиды, H2O и CO2 | +1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде) | |
| O3озон | Разные, включая кетоны и альдегиды | +2,07 (в кислой среде) | |
| Пероксиды | Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов | ||
| Hal2галогены | Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов | F2: +2,87 Cl2: +1,36 | |
| ClO−гипохлориты | Cl− | ||
| ClO3−хлораты | Cl− | ||
| HNO3азотная кислота | с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная | NH3, NH4+ NO NO NO2 | |
| H2SO4, конц. серная кислота | c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами | SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H2S | |
| Шестивалентный хром | Cr3+ | +1,33 | |
| MnO2оксид марганца(IV) | Mn2+ | +1,23 | |
| MnO4−перманганаты | кислая среда нейтральная среда сильнощелочная среда | Mn2+ MnO2 MnO42− | +1,51 +1,695 +0,564 |
| Катионы металлов и H+ | Me0 H2 | См. Электрохимический ряд активности металлов |
Зависимость степени окисления от концентрации окислителя[править | править код]
Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление.
В качестве примера — реакция азотной кислоты с цинком:
- Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
- 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
- 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
- 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Сильные окислители[править | править код]
Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объёма азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.
HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O
Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:
NOCl=NO + Cl
Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе.
Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.
Селеновая кислота — одна из немногих неорганических кислот, в концентрированном виде способная окислять золото. Более сильный окислитель даже в умеренно разбавленном растворе, чем серная кислота. Способна к окислению соляной кислоты по уравнению:
При этом продуктами реакции являются селенистая кислота, свободный хлор и вода. В то же время концентрированная серная кислота не способна окислять HCl.
Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:
С6H5-CH2-CH3 + [O] → C6H5COOH + …
C6H6 + [O] → HOOC-(CH2)4-COOH
Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
К сильным окислителям относятся также оксид меди(III), озонид цезия, надпероксид цезия, все фториды ксенона.
Очень сильные окислители[править | править код]
Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, фторид серебра(II), катионная форма Ag2+, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.
См. также[править | править код]
- Окислительно-восстановительные реакции
Источник
Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на
металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.
В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.
Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4;
сурьма и висмут – 5; полоний – 6 электронов).
Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов –
три).
Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до
устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.
В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные
посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.
Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под
внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.
Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.
Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.
В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные
ионы.
1. Взаимодействуют с неметаллами:
а) кислородом (с образованием оксидов)
Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.
4Li + O2 = 2Li2O
2Ca + O2 = 2CaO
Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия – надпероксид
2Na + O2 = Na2O2, К + О2 = КО2
а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:
2Na + Na2O2 = 2Na2O
Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.
3Fe + 2O2 = Fe3O4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe2O3)
2Zn + O2 = 2ZnO
2Cu + O2 = 2CuO
Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.
б) водородом (с образованием гидридов)
2Na + H2 = 2NaH
Ca + H2 = CaH2
в) хлором (с образованием хлоридов)
2K + Cl2 = 2KCl
Mg + Cl2 = MgCl2
2Al + 3Cl2 =2AlCl3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
г) серой (с образованием сульфидов)
2Na + S = Na2S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al2S3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):
Fe + S = FeS
д) азотом (с образованием нитридов)
6K + N2 = 2K3N
3Mg + N2 = Mg3N2
2Al + N2 = 2AlN
2. Взаимодействуют со сложными веществами:
Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности
металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
а) водой
Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
Ba + H2O = Ba(OH) 2 + H2↑
Магний взаимодействует с водой при кипячении.
Mg + 2H2O = Mg(OH) 2 + H2↑
Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.
2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H2↑
Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием
оксидов.
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑
б) растворами кислот
(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)
Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту
Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.
Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑
Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на
поверхности нерастворимого сульфата свинца.
Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.
в) растворами солей
Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.
Для остальных металлов выполняется правило:
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее
него.
Cu + HgCl2 = Hg + CuCl2
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.
г) растворами щелочей
Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH) 4] + H2↑
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH) 4] + 3H2↑
д) с органическими веществами
Щелочные металлы со спиртами и фенолом.
2C2H5OH + 2Na = 2C2H5ONa + H2↑
2C6H5OH + 2Na = 2C6H5ONa + H2↑
Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение
углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):
CH2Cl-CH2-CH2Cl + Zn = C3H6(циклопропан) + ZnCl2
2CH2Cl + 2Na = C2H6(этан) + 2NaCl
В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H2, F2,
Cl2, Br2, I2), двойные (в молекулах О2), тройные (в молекулах N2) ковалентные связи.
1. молекулярное
При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н2, N2, O2, O3, F2,
Cl2) или твердые вещества (I2, P4, S8) и лишь единственный бром (Br2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому
летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. атомное
Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (Bn, Сn, Sin, Gen, Sen, Ten). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением
ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма
мала.
Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород
О2 и озон О3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные
модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение
электроотрицательности. В ряду неметаллов
At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.
Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого
сильного окислителя.
1. Окислительные свойства
а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)
2Na + S = Na2S (сульфид натрия)
3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)
б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы
окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:
2P + 5S = P2S5 (сульфид фосфора V)
Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:
H2 + S = H2S
H2 + Cl2 = 2HCl
3H2 + N2 = 2NH3
в) в реакциях с некоторыми сложными веществами
Окислитель – кислород, реакции горения
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
2SO2 + O2 = 2SO3
Окислитель – хлор
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
2KI + Cl2 = 2KCl + I2
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl
Ch2=CH2 + Br2 = CH2Br-CH2Br
2. Восстановительные свойства
а) в реакциях с фтором
S + 3F2 = SF6
H2 + F2 = 2HF
Si + 2F2 = SiF4
б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)
S + O2 = SO2
N2 + O2 = 2NO
4P + 5O2 = 2P2O5
C + O2 = CO2
в) в реакциях со сложными веществами – окислителями
H2 + CuO = Cu + H2O
6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O
H2C=O + H2 = CH3OH
3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем
Cl2 + H2O = HCl + HClO
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Источник
Ñîåäèíåíèÿ ìàêñèìàëüíîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ, êîòîðîé îáëàäàåò äàííûé ýëåìåíò, ìîãóò â îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíûõ ðåàêöèÿõ ÿâëÿòüñÿ òîëüêî îêèñëèòåëÿìè, à ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà â äàííîì ñëó÷àå áóäåò òîëüêî ïîíèæàòüñÿ. Àòîìû ýëåìåíòîâ îòäàëè ñâîè âàëåíòíûå ýëåêòðîíû è ïîýòîìó ìîãóò òîëüêî ïðèíèìàòü ýëåêòðîíû.
Ìàêñèìàëüíàÿ ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà ðàâíà íîìåðó ãðóïïû ïåðèîäè÷åñêîé ñèñòåìû.
Ñîåäèíåíèÿ ìàêñèìàëüíîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ ìîãóò áûòü òîëüêî âîññòàíîâèòåëÿìè, à ñòåïåíü îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà áóäåò ïîâûøàòüñÿ.
 ñëó÷àå, åñëè ýëåìåíò íàõîäèòñÿ â ïðîìåæóòî÷íîé ñòåïåíè îêèñëåíèÿ, òî åãî àòîìû ìîãóò êàê ïðèíèìàòü, òàê è îòäàâàòü ýëåêòðîíû. Ýòî çàâèñèò îò óñëîâèé ðåàêöèè è âåùåñòâà, ñ êîòîðûì ïðîèñõîäèò âçàèìîäåéñòâèå.
Ñïîñîáíîñòü âñòóïàòü â ðåàêöèè, êàê ñ îêèñëèòåëÿìè, òàê è ñ âîññòàíîâèòåëÿìè íàçûâàåòñÿ îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíîé äâîéñòâåííîñòüþ.
Âåùåñòâà, îáëàäàþùèå îêèñëèòåëüíî-âîññòàíîâèòåëüíîé äâîéñòâåííîñòüþ ñïîñîáíû ê ðåàêöèè ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ. Ïðè ýòîì ÷àñòü àòîìîâ ýëåìåíòà ñ ïðîìåæóòî÷íîé ñòåïåíüþ îêèñëåíèÿ îòäàåò ýëåêòðîíû, à äðóãàÿ ÷àñòü èõ ïðèíèìàåò.
Ïðèìåð ðåàêöèè ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ:
Cl20 + 2NaOH = Na+1Cl-1 + Na+1Cl+1O-2 + H20O-2,
 äàííîì ñëó÷àå õëîð ÿâëÿåòñÿ è îêèñëèòåëåì è âîññòàíîâèòåëåì.
Ðåàêöèþ ñàìîîêèñëåíèÿ-ñàìîâîññòàíîâëåíèÿ íàçûâàþò ðåàêöèåé äèñïðîïîðöèîíèðîâàíèÿ.
Êàëüêóëÿòîðû ïî õèìèè | |
| Õèìèÿ îíëàéí íà íàøåì ñàéòå äëÿ ðåøåíèÿ çàäà÷ è óðàâíåíèé. | |
| Êàëüêóëÿòîðû ïî õèìèè | |
Õèìèÿ 7,8,9,10,11 êëàññ, ÅÃÝ, ÃÈÀ | |
| Îñíîâíàÿ èíôîðìàöèÿ ïî êóðñó õèìèè äëÿ îáó÷åíèÿ è ïîäãîòîâêè â ýêçàìåíàì, ÃÂÝ, ÅÃÝ, ÎÃÝ, ÃÈÀ | |
| Õèìèÿ 7,8,9,10,11 êëàññ, ÅÃÝ, ÃÈÀ | |
Îêèñëåíèå. | |
| Îêèñëåíèå − ýòî ïðîöåññ ïåðåäà÷è ýëåêòðîíîâ âåùåñòâîì, êîòîðûé ñîïðîâîæäàåòñÿ ïîâûøåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ ýëåìåíòà. | |
| Îêèñëåíèå. | |
Ðåàêöèè ñ èçìåíåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ. | |
| Õèìè÷åñêèå ðåàêöèè, ïðîòåêàþùèå ñ èçìåíåíèÿ ñòåïåíè îêèñëåíèÿ , ò.å. ðåàêöèÿ ïðîèñõîäèò ñ èçìåíåíèåì ÷èñëà ýëåêòðîíîâ, ïåðåìåùåííûõ îò îäíîãî àòîìà âçàèìîäåéñòâóþùåãî ýëåìåíòà. | |
| Ðåàêöèè ñ èçìåíåíèåì ñòåïåíè îêèñëåíèÿ. | |
Источник